SEGUNDO ESCRITO QUIMICA

TEMAS:

·         Modelos atómicos

·         Números cuánticos

·         Configuración electrónica.

DEMÓCRITO
En el siglo V a.C, el filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles que llamó átomos (que significa indestructible o indivisible). A pesar de que la idea de Demócrito no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos, ésta se mantuvo. Las evidencias experimentales de algunas investigaciones científicas apoyaron el concepto de la existencia de los átomos.
JOHN DALTON
 En 1808, un científico inglés, el profesor John Dalton, formuló una definición precisa de las unidades, indivisibles con las que está formada la materia y que llamamos átomos. El trabajo de Dalton marcó el principio de la era de la química moderna. Dalton propone que los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de los demás elementos. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos nunca supone la creación o destrucción de los mismos. Dalton no intentó describir la estructura o composición de los átomos. Diminutas esferas indivisibles con masa y propiedades diferentes para cada elemento.  El modelo fracasó al comprobar que el átomo era divisible, tenía naturaleza eléctrica, descubrimiento de rayos catódicos.
J. TOMSON
El Físico Inglés J. J. Thomson utilizó un tubo de rayos catódicos y su conocimiento dela teoría electromagnética para determinar la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón. Descubrió el electrón (1897). Modelo de budín de pasas. Átomo como una esfera compacta. Haz de partículas negativas y una esfera de electricidad positiva. El modelo no explicaba la experiencia de dispersión de partículas alfa. La mayoría la atravesaban.
RUTHERFORD
En 1911 propone un modelo en el cual estable un átomo con un pequeño núcleo con carga positiva (p+ y nº) Alrededor se encuentran los electrones, los cuales poseen carga negativa. Rutherford tras concluir la experiencia de dispersión de partículas alfa concluyó que el átomo era hueco, con gran espacio vacío. Describe al átomo prácticamente hueco, espacios interatómicos, núcleo central positivo, electrones girando en torno al núcleo, pudiendo caer hacia el mismo. El modelo de Rutherford no explicaba la estabilidad del átomo. El electrón en movimiento debe emitir y perder energía, con lo que acabaría cayendo hacia el núcleo. Además no verifica el espectro. No explica el porqué de la discontinuidad de los espectros atómicos.

BOHR Y SOMMERFELD
Tomando como punto de partida el modelo anterior explicaron que los electrones no caen al núcleo porque se encuentran en orbitas casi elípticas con diferente energía.
Utiliza la cubanización de la energía de Max Planck.
Realizó un postulado para el átomo de hidrógeno. No explica los espectros de átomos polielecrtronicos. El desdoblamiento de algunas líneas.

SCHRÖDINGER Y HEISEMBERG:
El modelo actual se basa en complejos cálculos matemáticos. Plantea a los electronos como ondas y partículas (dualidad).
Números cuánticos. Energía se encuentra en pequeños paquetes llamados cuantos. Existencia de una zona del espacio alrededor del núcleo donde la probabilidad de encontrar un electrón es mayor. Se basó en el principio de incertidumbre de Heidelberg.

Con base en la teoría atómica de Dalton, un átomo se define como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. Dalton describió un átomo como una partícula extremadamente pequeña e indivisible. Sin embargo, una serie de investigaciones iniciadas alrededor de 1850, y que continuaron hasta el siglo xx, demostraron claramente que los átomos tienen una estructura interna, es decir, que están formados por partículas aún más pequeñas, llamadas partículas subatómicas. Estas investigaciones condujeron al descubrimiento de tres partículas: electrones, protones y neutrones

El átomo es la unidad de materia más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades, y que no es posible dividir mediante procesos químicos. Está compuesto por un núcleo atómico, en el que se concentra casi toda su masa, rodeado de una nube de electrones.

La periferia es la zona del átomo donde se encuentran los electrones distribuidos en niveles de energía. El nivel 1 es el más cercano al núcleo y es el de menor energía, el nivel 2, 3 y sucesivamente están más lejos del núcleo y tienen mayor energía.

Un electrón no puede tener cualquier energía sino valores definidos de energía cuantiada.

En física cuántica no se conoce la posición exacta del electrón sino la máxima probabilidad de encontrar el electrón en determinada zona del espacio a la cual es llama orbital.

Orbita describe posición y velocidad. Orbital describe probabilidad.

La luz que vemos con nuestros ojos, la luz visible, es un tipo de radiación electromagnética. La radiación electromagnética transporta energía a través del espacio y por ello también se le conoce como energía radiante.  Hay muchos tipos de radiación electromagnética además de la luz visible. Ondas, de radio, rayos x, radiación infrarroja, etc. Todos los tipos de radiación electromagnéticas se mueven a través del espacio. Todas tienen características ondulatorias, son perturbaciones en el medio. La distancia entre crestas o valles consecutivos se denomina longitud de onda. El número de longitudes de ondas completas, o ciclos, que pasan por un punto dado en un segundo es la frecuencia de onda.  Si la longitud de onda es larga, menos ciclos de la onda pasaran por un punto dado cada segundo, por lo tanto la frecuencia será baja. Se denomina espectro electromagnético a la radiación electromagnética que emite o absorbe una sustancia. Dicha radiación sirve para identificar a la sustancia. El espectro electromagnético muestra los diversos tipos de radiación electromagnéticas dispuestos en un orden de longitud de onda creciente.  Los espectros continuos son aquellos que contienen toda la gama de olores y todas las longitudes de onda, un ejemplo de esto es el arcoíris.
El espectro discontinuo es aquel en el que cada longitud de onda está representada por una línea de color separada por regiones negras.
El espectro de absorción muestra la fracción de radiación electromagnética absorbía por un material. Es lo opuesto al espectro de emisión.
Un espectro de emisión de un elemento es el conjunto de frecuencias de ondas electromagnéticas emitidas por los átomos de ese elemento.
La frecuencia ser expresa en ciclos por segundo o Hertz o s-1

La radiación electromagnética no interacciona con la materia, no necesitan un medio,  son una perturbación en el medio que transmiten energía.  La velocidad de las ondas depende del tipo de onda y  del medio en el que viaja. 

Espectro es el análisis de todas las radiaciones. Energía electromagnética o radiante. Velocidad constante. Luz visible es una pequeña parte,  mayor longitud de onda menor desviación, el espectro es la forma de representar las diferentes longitudes de ondas.  De banda es gas en forma moléculas, de líneas gas puro, gas atómico.

NUMEROS CUÁNTICOS:

Los números cuánticos permiten caracterizar los orbitales y las características de los mismos. Son valores numéricos discretos que indican las características de los electrones en los átomos, posibles valores en los espectros.
El comportamiento de los electrones en un orbital queda determinado a partir de una función de onda descripta en la teoría de Shoedinger cuyo resultado nos da números cuánticos. Los tres primeros números cuánticos identifican al orbital. El cuarto habla de un electrón en particular, fue introducido por Dirac y se basa en el principio de exclusión de Pauli. (n,l,ml,s) conjunto de cuatro números cuánticos.

Número principal n, se indica con valores enteros 1,2,3 hasta infinito. Se relaciona con el tamaño y la energía del orbital. Nivel de energía. La energía de ese nivel queda determinado por la ecuación En= RH (1/n²). Capa electrónica es el conjunto de todos los orbitales que tienen el mismo valor de n. Al aumentar el orbital se hace más grande, y el electrón pasa más tiempo lejos del núcleo. Un aumento en n también implica que el electrón tiene mayor energía.

“l” es un número azimutual o secundario, subnivel o forma de orbital. Valores desde 0 hasta n-1.
Forma del orbital, s esfera,

“ml” número cuántico magnético, orientación del orbital en el espacio, valores –l, 0, l.

“s” spin, la rotación, identifica el sentido de giro del electrón en un campo magnético, Toma valores 1/2 y -1/2. Ms representa hacia donde gira. 

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:

Los cuatro números cuánticos, n, l, ml, ms son suficientes para identificar por completo un electrón en cualquier átomo. En cierto modo, se considera al  conjunto de los cuatro números cuánticos las características del electrón del átomo.

La manera en que están distribuidos los electrones entre los distintos orbitales atómicos

Regla de Hund establece que los estados en cada subnivel de energía deben de ser llenados a partir de una configuración de espines paralelos.

Para saber cuántos orbitales para cada subnivel (2l+1)

Para saber la cantidad de electrones por orbital, 2l+1*2

Principio de exclusión de Pauli: no puede haber 2 electrones con lo cuatro números cuánticos iguales. Pueden ser diamagnéticos, y paramagnéticos, paramagnéticos son los que se ven afectados por el campo eléctrico, diamagnéticos, se anula el campo magnético.